2. Маси однакових об’ємів різних газів за однакових температу­ри і тиску співвідносяться між собою, як їхні молярні маси:

Цей наслідок із закону Авогадро випливає з того, що загальна маса певного об’єму газу дорівнює добутку числа молекул N на масу молекули µ, отже, т = Nµ. .Маси двох різних газів, які за однакових умов займають однакові об’єми, становлять відповід­но m₁ = Nµ₁ i m₂ = Nµ₂. У цих виразах згідно із законом Аво­гадро число молекул N однакове, тому співвідношенню мас цих газів відповідає співвідношення їхніх молекулярних мас.

Кожен газ, як і будь-яка інша речовина, характеризується густиною – масою одиниці об’єму: ρ = m/V. Відношення густини одного газу до густини іншого за однакових умов називають від­носною густиною і позначають D:

D = ρ₁/ρ₂ = m₁/V₁/m₂/V₂ = m₁/m₂

Отже, за умови, що об’єми газів однакові (V₁ = V₂), відносній густині відповідає співвідношення мас однакових об’ємів різних газів, тобто практично значення D можна визначити, встано­вивши маси однакових об’ємів двох газів за однакових умов (тобто в одній і тій самій посудині за однакових умов). Маси газів можна виразити як добуток кількості речовини на молярну масу: m₁ = n₁M₁; m₂ = n₂M₂.

В однакових об’ємах різних газів за однакових умов містить­ся однакова кількість молекул, а отже, й однакова кількість мо­лів (n₁ = n₂), тоді

.

Визначивши експериментально відносну густину газів як відношення мас однакових об’ємів двох газів за однакових умов, для одного з яких молярна маса відома, можна обчислити мо­лярну масу досліджуваного газу:

Найчастіше відносну густину газу D визначають за повітрям або воднем (М_пов = 29 г/моль, М(Н₂) = 2 г/моль).

Деякі положення кінетичної теорії газів. У 1857 р. німець­кий фізик Р. Клаузіус запропонував теоретичні узагальнення у вигляді молекулярно-кінетичної теорії газів, згідно з якою вла­стивості газів можна пояснити, виходячи з уявлення, що моле­кули газу перебувають у безперервному хаотичному русі і при цьому не взаємодіють між собою.

Ця теорія ґрунтується на таких уявленнях щодо внутрішньої будови газів:

• гази складаються з великого числа молекул, які перебува­ють у постійному русі; середня енергія всіх молекул з часом не змінюється, якщо не змінюється температура газу;

• об’єм усіх молекул газу є надзвичайно малим порівняно з повним об’ємом газу, тобто більша частина газового простору є пустою; діаметр молекул за звичайних умов становить приблиз­но 0,1 відстані між ними, а об’єм молекул – 0,001 простору, зайнятого газом;

• молекули газу швидко рухаються, часто зіштовхуються як між собою, так і зі стінками посудини; ці зіткнення вважають гранично пружними, між зіткненнями жодні інші сили на моле­кули не діють;

• число молекул газу в одиниці об’єму за незмінних темпе­ратури та тиску залишається сталим;

• наявність температури та тиску газу свідчать про його молекулярну природу і безперервний рух молекул; температура безпосередньо пов’язана із середньою кінетичною енергією мо­лекул, а тиск є результатом усереднення сили зіткнення моле­кул зі стінками посудини.

Деякі висновки з кінетичної теорії. Користуючись механіч­ною моделлю ідеального газу, можна знайти середню швидкість руху молекул за даних умов.

За загальним виразом

Замінивши N на N_A, (N_A∙µ=M), знайдемо:

Згідно з цим рівнянням швидкість руху молекул газу зростає з підвищенням температури, а за сталої температури залежить від природи газу і тим менша, чим більшою є молекулярна маса газу.

Іншою важливою характеристикою газу вважають середню відстань між двома послідовними зіткненнями його молекул з іншими молекулами. Ця відстань називається середньою дов­жиною вільного пробігу λ молекул газу. Вона залежить від густини газу та розмірів молекул і може бути знайдена за вира­зом

λ = ,

де N₀ – число молекул у одному кубічному сантиметрі газу; d – діаметр молекули.

Отже, чим більша густина газу і більші розміри його молекул, тим меншою є середня довжина вільного пробігу λ молекул газу. З підвищенням температури число молекул N₀ зменшується і, відповідно, λ збільшується.

Середня довжина вільного пробігу молекул газу значною мі­рою залежить від розподілу молекул за швидкістю. Зіштов­хуючись, молекули передають імпульс руху, тому швидкість одних молекул може збільшуватись, а інших – зменшуватись. Щомиті можна очікувати, що в газі будуть як дуже повільні мо­лекули, швидкість яких набагато нижча від середньої, так і ду­же швидкі, які рухаються зі швидкістю, що набагато перевищує середню.

Парціальний тиск газів. Різні гази необмежено змішуються між собою (дифундують один в одному). Кожна мо­лекула в суміші рухається незалежно від інших. Об’єм, у якому міститься газова суміш, залишається однаковим для всіх її ком­понентів і дорівнює об’єму наданого їй простору (посудини). Кількості газів у суміші є різними і тому різними мають бути часткові тиски, які чинять ці гази. Використовуючи рівняння стану для кожного з індивідуальних газів суміші, можна записати:

р₁V = n₁RT; p₂V= n₂RT і т.д., де р_1, р₂ – парціальні тиски компонентів суміші.

Якщо додати усі ці вирази, то одержимо:

(р₁ + р₂ + …) V = (n₁ + n_{2 + …..}) RT

Оскільки сума n₁ + n_{2 + ... =} n є кількістю речовини газу, то р₁ + р₂ + ... = Р, що є математичним виразом закону Дальтона:

сумарний тиск газової суміші дорівнює сумі парціальних тисків компонентів цієї суміші.

р_парц. = р_заг · x